Formulaires, étapes clés de la méthode pour chaque thème et 14 exercices, avec les corrigés complets à la fin.
10 g de C3H8 et 48 g de O2 réagissent selon C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O. Quelle masse m de H2O peut se former ?
Dans la réaction Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2, 30 g de Fe2O3 réagissent complètement (les autres réactifs en excès) et on recueille 11,54 g de Fe. Calcule le rendement Y.
Il vous faut 1000 mL de solution à 0,5 mol/L et vous disposez d’une solution mère à 5 mol/L. Quel volume V1 de solution mère vous faut-il ?
On mélange 200 mL d’une solution à 0,8 mol/L avec 500 mL d’une solution à 0,6 mol/L de la même substance. Trouvez la concentration c du mélange (les volumes sont additifs).
Quel volume V occupent 50 g de Ar à 200 kPa et 55 °C ? Considérez-le comme un gaz parfait.
Trouvez la masse volumique ρ de CH₄ à 150 kPa et 150 °C, en le considérant comme un gaz parfait.
Un bloc en aluminium de 250 g (c = 0,897 J/(g·°C)) à 150 °C est plongé dans 300 g d’eau (c = 4,18 J/(g·°C)) à 22 °C dans un récipient isolé. Trouvez la température finale Tf.
Utilisez les enthalpies standard de formation pour trouver la chaleur q libérée par la combustion complète de 20 g de C6H12O6 (M = 180,16 g/mol) : C6H12O6 + 6O₂ → 6CO₂ + 6H₂O(l). Donnez q en valeur positive.
On introduit 1 mol/L de H₂ et 1 mol/L de I₂ dans un récipient, où ils réagissent : H₂ + I₂ ⇌ 2HI, avec Kc = 4. Trouvez la concentration à l’équilibre [HI].
PCl₅ se décompose : PCl₅ ⇌ PCl₃ + Cl₂, avec Kc = 0,02 à la température de la réaction. Un récipient contient au départ uniquement 0,25 mol/L de PCl₅. Trouvez la concentration à l’équilibre [Cl2].
Calcule le pH pH d'une solution de acide lactique à 0,05 mol/L (Ka = 0,00014).
Un tampon de 1,00 L contient 0,2 mol d'acide formique et 0,1 mol de sa base conjuguée (Ka = 0,00018). On ajoute 0,01 mol de NaOH. Calcule le nouveau pH pH.
Dans une réaction d’ordre 1, la concentration de A passe de 2 mol/L à 0,6 mol/L en 30 min. Trouvez la constante de vitesse k.
Deux expériences mesurent la vitesse initiale de A → produits. Avec CA0 = 0,4 mol/L, la vitesse vaut 0,002 mol/(L·s) ; avec CA0 = 1,6 mol/L, elle vaut 0,008 mol/(L·s). Trouvez l’ordre de réaction n par rapport à A.
Réponse: m = 16,34 g
Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.
Réponse: Y = 54,99 %
Stœchiométrie : une équation équilibrée compte des particules, pas des grammes. Convertis la masse en moles avec n = m/M, utilise les coefficients de l'équation comme rapport molaire, puis reviens à la masse avec m = n·M. Avec deux réactifs, le réactif limitant est celui qui s'épuise en premier et fixe la quantité de produit formé.
Réponse: V1 = 100 mL
Molarité : concentration c = n/V en mol/L, avec n = m/M. Diluer ajoute du solvant mais pas de soluté, donc le nombre de moles ne change pas : c₁·V₁ = c₂·V₂. Quand on mélange deux solutions du même soluté, les moles s’additionnent, et les volumes aussi.
Réponse: c = 0,6571 mol/L
Molarité : concentration c = n/V en mol/L, avec n = m/M. Diluer ajoute du solvant mais pas de soluté, donc le nombre de moles ne change pas : c₁·V₁ = c₂·V₂. Quand on mélange deux solutions du même soluté, les moles s’additionnent, et les volumes aussi.
Réponse: V = 17,07 L
Loi des gaz parfaits : PV = nRT, avec n = m/M.
Réponse: ρ = 0,6839 kg/m³
Masse volumique d’un gaz parfait : ρ = PM/(RT).
Réponse: Tf = 41,42 °C
Chaleur et enthalpie : chauffer une substance demande q = m·c·ΔT. Dans un calorimètre, la chaleur cédée par le corps chaud est égale à la chaleur reçue par le corps froid. La variation d’enthalpie d’une réaction se déduit des enthalpies de formation : ΔH° = ΣΔH°f(produits) − ΣΔH°f(réactifs), chacune multipliée par son coefficient.
Réponse: q = 311 kJ
Chaleur et enthalpie : chauffer une substance demande q = m·c·ΔT. Dans un calorimètre, la chaleur cédée par le corps chaud est égale à la chaleur reçue par le corps froid. La variation d’enthalpie d’une réaction se déduit des enthalpies de formation : ΔH° = ΣΔH°f(produits) − ΣΔH°f(réactifs), chacune multipliée par son coefficient.
Réponse: [HI] = 1 mol/L
Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.
Réponse: [Cl2] = 0,06141 mol/L
Équilibre chimique : pour aA + bB ⇌ cC + dD, la constante d’équilibre est Kc = [C]c[D]d/([A]a[B]b), avec les concentrations à l’équilibre. Un tableau ICE (Initial, Changement, Équilibre) relie les quantités initiales aux quantités à l’équilibre par une seule inconnue x, multipliée par les coefficients.
Réponse: pH = 2,589
pH : pH = −log₁₀[H₃O⁺] et pOH = −log₁₀[OH⁻], avec pH + pOH = 14 à 25 °C. Les acides et bases forts s'ionisent complètement. Un acide faible seulement en partie : Ka = x²/(c − x), où x = [H₃O⁺]. Un tampon formé d'un acide faible et de sa base conjuguée suit Henderson–Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
HA ⇌ H⁺ + A⁻ : x mol/L d'acide s'ionisent.
Réponse: pH = 3,507
pH : pH = −log₁₀[H₃O⁺] et pOH = −log₁₀[OH⁻], avec pH + pOH = 14 à 25 °C. Les acides et bases forts s'ionisent complètement. Un acide faible seulement en partie : Ka = x²/(c − x), où x = [H₃O⁺]. Un tampon formé d'un acide faible et de sa base conjuguée suit Henderson–Hasselbalch : pH = pKa + log([A⁻]/[HA]).
Réponse: k = 0,04013 min⁻¹
Integrated rate laws: zero order: C = C₀ − kt (straight line, t½ = C₀/(2k)); first order: ln(C₀/C) = kt (t½ = ln 2/k); second order: 1/C − 1/C₀ = kt (t½ = 1/(kC₀)). Conversion X means C = C₀(1 − X).
Réponse: n = 1
Méthode des vitesses initiales : pour r = k·Cⁿ, comparer deux essais qui ne diffèrent que par la concentration initiale élimine k : r₂/r₁ = (C₂/C₁)ⁿ. Doubler C double la vitesse à l’ordre 1 et la quadruple à l’ordre 2.
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